第七章   氧化还原反应与电极电势(课件）-《无机化学》同步教学（化学工业出版社）

第七章 氧化还原反应与电极电势 第一节 氧化数和氧化还原反应 第二节 电极电势 目录 第七章   氧化还原反应与电极电势 学习目标 1．掌握：氧化数、氧化反应和还原反应、氧化剂和还原剂、氧化还原电对、 电极电势的概念和能斯特方程。 2．熟悉：标准氢电极、原电池的组成装置。 3．了解：电极电势的产生和应用。 二 第一节   氧化数和氧化还原反应 氧化还原反应 氧化数 一 第一节   氧化数和氧化还原反应 一、氧化数 定义：氧化数是指某元素一个原子的表观荷电数，这种表观荷电数是指在单质或化合物中，假设把每个化学键中的电子指定给所连接的两原子中电负性较大的一个原子，这样所得的某元素一个原子的电荷数就是该元素的氧化数。 根据氧化数的定义，可总结出确定氧化数的一般规则： 1．在所有单质分子中，元素的氧化数为0。 2. 对单原子离子，元素的氧化数等于离子的电荷数。 一、氧化数 3. 氧在化合物中，一般氧化数为－2；但在过氧化物中（如H2O2），氧的氧化数为－1。 4. 氢在化合物中，一般氧化数为＋1。 5. 在化合物分子中，各元素氧化数的代数和为0；在多原子离子中，各元素氧化数的代数和等于离子所带电荷数。 第一节   氧化数和氧化还原反应 二、氧化还原反应 二、氧化还原反应 氧化还原反应的本质是反应中有电子得失（或偏移）。 氧化还原反应的定义为：反应物质间有电子得失（或偏移）的反应称为氧化还原反应。 在有机化学和生物化学中，氧化还原反应常常用加氧和脱氢描述。凡发生加氧和脱氢的反应，叫氧化反应；去氧和加氢的反应叫还原反应。 二、氧化还原反应 （二）氧化剂和还原剂 在氧化还原反应中，凡能得到电子，氧化数降低的物质，称为氧化剂。 凡能失去电子，氧化数升高的物质叫做还原剂。 1．同一种物质在不同反应中，有时作为氧化剂，有时作为还原剂。 2SO2＋O2══2SO3 SO2＋2H2S══3S↓＋2H2O 2．有些物质在同一反应中，既是氧化剂又是还原剂。 二、氧化还原反应 3．氧化剂、还原剂的氧化还原产物与反应有关，反应条件不同，氧化还原的产物也不同。 在酸性溶液中： 2MnO4－＋5SO3２－＋6H＋══2Mn２＋＋5SO4２－＋3H2O 在中性或弱碱性溶液中： 2MnO4－＋3SO3２－＋H2O══2MnO2↓＋3SO4２－＋2OH－ 在强碱性溶液中： 2MnO4－＋SO3２－＋2OH－══2MnO4２－＋SO4２－＋H2O 4．由于得失电子的能力不同，氧化剂和还原剂也有强弱之分。易得电子的氧化剂，为强氧化剂；易失电子的还原剂，为强还原剂。 二、氧化还原反应 （三）氧化还原电对 我们将半反应中元素获得电子后的存在形式成为还原型，失去电子后的存在形式称为氧化型，两种存在形式彼此称为氧化还原电对。其关系可表示为： 第二节  电极电势 一、原电池 （一）原电池的产生 原电池常用符号表示， 如铜锌原电池可表示为： （氧化） （还原） 一、原电池 （二）原电池的表示方法 1．原电池的负极写在左边，正极写在右边，两电极以盐桥相连，用“‖”表示，在盐桥两侧是两个电极的电解质溶液。 2．电极极板（导体）与电极其余部分的界面用“︱”分开；同一相中的不同物质之间，以及电极中的其他界面用“，”分开。 3．当气体或溶液不能和普通导线相连时，应以不活泼的惰性导体（如铂或石墨）作电极极板起导电作用。 4．电极中各物质的物理状态气态（g）、液态（l）、固态（s）应标注出来。 5．溶液需注明浓度，当浓度为１mol/L时可不标；气体需注明分压。 二、电极电势的产生 金属与溶液之间因形成双电层而产生的稳定电势称为电极电势，以符号 Mn＋/M表示。如在铜锌原电池中Zn片和Zn2＋溶液构成一个电极，电极电势用 Zn2＋/Zn表示 电极电势的大小主要 取决于电极的本性 三、标准电极电势的测定 （一）标准氢电极 在没有电流通过时，正、负两个电极的电极电势差称为原电池的电动势，用符号E表示。 （二）标准电极电势 标准状态是指：温度恒定为298.15K，组成电极的相关离子的浓度均为1mol/L（严格讲为活度），气体的分压为1.01×105Pa，固体和液体都是纯净物质。标准电极电势用符号 表示。 三、标准电极电势的测定 测定某电极的标准电极电势时，可将待测电极与标准氢电极组成原电池，然后通过测定这个原电池的标准电动势（E）来求得。 应用标准电极电势表，要注意以下几点： 1.组成原电池时， 较大的电极为正极， 较小的电极为负极。 2.在标准状态下，电对的 越大，表明其氧化型得电子能力越强，是越强的氧化剂， 而对应的还原型失电子能力越弱，是越弱的还原剂；电对的 越小，表明其还原型失电子能力越强，是越强的还原剂，而对应的氧化型得电子能力越弱，是越弱的氧化剂。 3.电极电势值大的电